La Tabla Periódica

Durante el siglo XIX, los químicos comenzaron a

clasificar a los elementos conocidos de acuerdo a sus

similitudes de sus propiedades físicas y químicas.

El final de aquellos estudios es la Tabla Periódica

Moderna

Johann Dobereiner

1780 - 1849

En 1829, clasificó algunos elementos en grupos de

tres, que denominó triadas.

Los elementos de cada triada tenían propiedades

químicas similares, así como propiedades físicas

crecientes.

Ejemplos: Cl, Br, I Ca, Sr, Ba

John Newlands

1838 - 1898

Ley de las Octavas

En 1863 propuso que los elementos se ordenaran en

“octavas”, ya que observó, tras ordenar los elementos

según el aumento de la masa atómica, que ciertas

propiedades se repetían cada ocho elementos.

Dmitri Mendeleev

1834 - 1907

En 1869 publicó una Tabla de los

elementos organizada según la masa

atómica de los mismos.

Mendelevio

Lothar Meyer

1830 - 1895

Al mismo tiempo que Mendeleeiev, Meyer publicó su

propia Tabla Periódica con los elementos ordenados

de menor a mayor masa atómica.

Elementos conocidos en esa época

• Tanto Mendeleev como Meyer ordenaron

los elementos según sus masas atómicas

• Ambos dejaron espacios vacíos donde

deberían encajar algunos elementos

entonces desconocidos

• Propuso que si el peso atómico de un elemento lo

situaba en el grupo incorrecto, entonces el peso

atómico debía estar mal medido.

• Estaba tan seguro de la validez de su Tabla que

predijo, a partir de ella, las propiedades físicas de

tres elementos que eran desconocidos

Mendeleev...

Tras el descubrimiento de estos tres elementos (Sc, Ga, Ge) entre

1874 y 1885, que demostraron la gran exactitud de las predicciones

de Mendeleev, su Tabla Periódica fué aceptada por la comunidad

científica.

Henry Moseley

1887 - 1915

En 1913, mediante estudios de rayos X,

determinó la carga nuclear (número atómico) de

los elementos. Reagrupó los elementos en orden

creciente de número atómico.

La “Geografía” de la Tabla Periódica

El conjunto de elementos que ocupan una línea horizontal se denomina PERIODO.

¿Qué es un periodo?

Los PERIODOS están formados

por un conjunto de elementos

que teniendo propiedades

químicas diferentes, mantienen

en común el presentar igual

número de niveles con

electrones en su envoltura,

correspondiendo el número de

PERIODO al total de niveles o

capas.

4

7

6

5

3

2

1

6

7

Las columnas verticales de la Tabla Periódica se

denominan GRUPOS (o FAMILIAS)

Los elementos que conforman un

mismo GRUPO presentan

propiedades físicas y químicas

similares.

¿Qué es un grupo?

s1

s2

d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

p1 p2 p3 p4 p5

p6

Los elementos del mismo GRUPO tienen la misma

configuración electrónica del último nivel

energético.

1

IA

2

IIA

3

IIIB

5

VB

6

VIB

7

VIIB

9

VIIIB

11

IB

12

IIB

18

VIIIA 17

VIIA

16

VIA

15

VA

14

IVA

13

IIIA

4

IVB

M E T A L E S

GA

SE

S N

OB

LE

S

SEMIMETALES

Agrupaciones

Carácter metálico

Un elemento se considera metálico cuando cede fácilmente

electrones y no tiene tendencia a ganarlos, es decir los

metales son muy poco electronegativos

Un no metal es todo elemento que difícilmente cede

electrones y si tiene tendencia a ganarlos, es muy

electronegativo

Los gases nobles no tienen carácter metálico ni no

metálico

Los semimetales no tienen muy definido su carácter, se

sitúan bordeando la divisoria

Metales alcalinos

• El nombre de esta familia proviene de la palabra árabe álcalis, que

significa cenizas.

• Al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos, que son

compuestos que antes se llamaban álcalis.

• Son metales blandos, se cortan con facilidad.

• Los metales alcalinos son de baja densidad

• Estos metales son los más activos químicamente

• No se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma de

compuestos, generalmente sales . Ejemplos:

El NaCl (cloruro de sodio) es el compuesto mas

abundante en el agua del mar.

El KNO3 (nitrato de potasio) es el salitre.

1

IA

Metales alcalinotérreos

• Se les llama alcalinotérreos a causa del aspecto térreo de sus

óxidos

• Sus densidades son bajas, pero son algo mas elevadas que la de los

metales alcalinos

• Son menos reactivos que los metales alcalinos

• No existen en estado natural, por ser demasiado activos y,

generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros

y sulfatos

2

IIA

Metales de transición

3

IIIB

5

VB

6

VIB

7

VIIB

9

VIIIB

11

IB

12

IIB

4

IVB

•TODOS SON METALES TÍPICOS; POSEEN UN LUSTRE

METÁLICO CARACTERÍSTICO Y SON BUENOS CONDUCTORES

DEL CALOR Y DE LA ELECTRICIDAD

• LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS DE

TRANSICIÓN CUBREN UNA AMPLIA GAMA Y EXPLICAN LA

MULTITUD DE USOS PARA LOS CUÁLES SE APLICAN

Metales de transición internos

Estos elementos se llaman

también tierras raras.

Halógenos

• Rara vez aparecen libres en la naturaleza, se encuentran

principalmente en forma de sales disueltas en el agua del

mar.

• El estado físico de los halógenos en condiciones ambientales

normales oscila entre el gaseoso del flúor y el cloro y el sólido

del yodo y el astato; el bromo, por su parte, es líquido a

temperatura ambiente

17

VIIA

Gases Nobles

• Son químicamente inertes lo que significa que no reaccionan

frente a otros elementos químicos

• En condiciones normales se presentan siempre en estado gaseoso.

18

VIIIA

Familia del Boro

13

IIIA

Familia del Carbono

14

IVA

Familia del Nitrógeno

15

VA

Familia del Oxígeno

16

VIA

Número de oxidación

• La capacidad de combinación o valencia de los elementos se

concreta en el número de oxidación. Se puede definir como el

número de electrones que gana, cede o comparte cuando se une

a otro elemento.

• Ocasionalmente un mismo elemento puede actuar con

distintos números de oxidación, según el compuesto que forme.

• El número de oxidación está relacionado con la

configuración electrónica:

1. En un mismo grupo los elementos suelen presentar números de

oxidación comunes.

2. El número de oxidación más alto coincide con el número de

grupo(1-7)

Metales alcalinos

IA • Tienen número de oxidación +1 porque tienden a

“perder” el último electrón.

s1

Metales alcalinotérreos

IIA

• Tienden a “perder” los dos electrones de valencia por lo

que su número de oxidación es +2.

s2

Familia del Boro

IIIA

• Tienden en general a “perder” sus tres

electrones externos por lo que tienen

número de oxidación +3

s2p1

Familia del Carbono

IVA

• Presenta en general números de

oxidación +2 y +4, Aunque en el

caso del Carbono es frecuente que

también pueda “ganar” cuatro

electrones -4

s2p2

Familia del Nitrógeno

VA • Tienden a “ganar” tres electrones y por

tanto presentan número de oxidación -3 pero

también pueden “perder” esos cinco

electrones finales y adquirir el número de

oxidación +5.

s2p3

Familia del Oxígeno

VIA • Tienden a “ganar” dos electrones por lo que su

número de oxidación fundamental es -2, aunque

pueden presentar otros como +2, +4 y +6

s2p4

Halógenos

VIIA

s2p5

• Tienden a “ganar” un electrón por lo que su número

de oxidación fundamental es -1, aunque pueden

presentar otros como +1, +3, +5 y +7

Gases Nobles

VIIIA

s2p6

• No tienen tendencia ni a “ganar” ni a “perder”

electrones por lo que su número de oxidación es 0.

Metales de transición

IIIB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IVB

•Para los metales de transición la situación es mucho más compleja

debido a la existencia de los orbitales d internos.

d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

Ejemplos:

•Sc +3

•Ti +3,+4

•V +2,+3,+4,+5

•Cr +2,+3,+6

•Mn +2, +3, +4, +6, +7.

•Fe , Co y Ni +2,+3

•Cu +1,+2

•Zn +2

•Ag +1

•Cd +2

•Au +1, +3

•Hg +1,+2